化學人教版高一上期中復習資料
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高一上期中復習資料一
第一部分 化學實驗基本方法
一、化學實驗安全
1、遵守實驗室規則：認真閱讀并牢記實驗室規則
2、了解安全措施：防火、防爆、防毒、防腐
3、掌握正確的操作方法：
(1)取用藥品的方法：
①藥品取用原則：少量，節約，安全
不能用手接觸藥品，也不要把鼻孔湊到瓶口去聞藥品或氣體的氣味;更不能嘗任何藥品;注意節約藥品，盡量取少量，用剩的藥品不能隨意棄置，也不能放回原瓶，要放入指定的容器內;注意實驗安全，如果發生意外，應立即正確處理。
②固體藥品的取用：
固體粉末：用藥匙或紙槽，“一斜二送三直立”;塊狀、密度大：用鑷子夾取，“一橫二送三慢立”。
③液體藥品的取用：定量取用一定體積液體藥品應當用量筒，先將試劑瓶塞取下，倒放在桌上，將試劑瓶瓶簽朝向手，將藥液緩緩倒人量筒。讀數時應將量筒垂直平穩放在桌面上，并使量筒的刻度與量筒內的液體凹液面的最低點保持在同一水平面。
(2)常見儀器的使用方法：試管、燒杯、燒瓶、酒精燈、試管夾、酒精燈、天平。
(3)加熱的方法
①預熱：給試管里的固體加熱應當先進行預熱，用試管在火焰上來回移動均勻受熱，待試管受熱均勻后再將火焰固定加熱受熱容器，試管口應向下傾斜。
②固體加熱：給試管里的固體加熱，受熱容器外壁不能有水，以防止受熱不均而破裂。加熱時應將管口略微向下傾斜，以防形成的水滴倒流至管底而引起試管破裂。操作時，先要將試管均勻受熱再將火焰固定加熱盛有固體的試管底部。
③液體加熱：對盛有液體的試管加熱，要使管口向斜上方傾斜(約45。角)，試管口不能對著人。加熱試管的中下部;試管內液體不超過試管容積的1/3;加熱時，還要不斷振蕩試管，以防止局部受熱沸騰而飛濺。
(4)儀器的洗滌方法
①洗滌干凈的標志：儀器內壁均勻地附著一層水膜時，儀器內壁上的水即不聚成水滴，也不成股流下，就表明已洗滌干凈了。
②洗滌步驟：先用自來水沖、再用洗滌液(根據附著的物質選擇)洗、然后用自來水沖、最后蒸餾水洗(若為試劑瓶，則還應將試管用待裝試劑潤洗)。
(5)氣體收集的方法：
①向上排空氣法：適合收集密度比空氣大且不與空氣中物質發生反應的氣體。
②向下排空氣法：適合收集密度比空氣小且不與空氣中物質發生反應的氣體。
③排水法：適合收集難溶于水或不易溶于水且不與水發反應的氣體。
說明：密度與空氣接近的氣體不適合用排空氣法收集。例如，N2、NO和CO。
二、混合物的分離與提純
1、過濾和蒸發
(1)過濾：將固體從液體中分離出來的一種方法叫做過濾。過濾操作要求：“一貼、二低、三靠”。適用范圍：不溶性固體和液體的分離。
(2)蒸發：通過加熱使溶液中的溶劑變成蒸氣，從而將溶質從溶液中分離出來的操作方法叫做蒸發。適用范圍：可溶性固體和溶劑的分離。
操作要求：玻璃棒不停的攪拌，防止局部沸騰;出現較多固體時停止加熱。
(3)粗鹽中除去不溶性雜質的步驟：溶解、過濾、蒸發。
(4)SO42-檢驗：
(5)氯離子的檢驗方法：
(6)食鹽中可溶性雜質的除去方法：分別用足量的氯化鋇、碳酸鈉、氫氧化鈉溶液除去硫酸鹽、CaCl2、MgCl2;過量的氯化鋇可以用碳酸鈉除去，過量的碳酸鈉和氫氧化鈉可以用鹽酸除去。
2、蒸餾和萃取
(1)蒸餾：利用液體混合物中各組分的沸點不同，用加熱的方法分別分離液體混合物中不同沸點的成分的一種分離方法叫做蒸餾。蒸餾主要用于分離液體混合物。
【操作要求】①冷凝水下口進，上口出;②溫度計水銀球在支管口;③加熱要有石棉網，燒瓶中要放碎瓷片，液體不超過蒸餾燒瓶的1/3。
(2)萃取：
①定義：利用溶質在互不相溶的溶劑里溶解度的不同，用一種溶劑把溶質從它與另一溶劑所組成的溶液里提取出來的操作叫做萃取。
②萃取劑的要求：溶質在萃取劑里的溶解度大于在原溶劑中的溶解度;萃取劑與溶質和溶劑不反應;萃取劑與溶劑不相互溶解。
③萃取用的主要儀器：分液漏斗
④操作步驟：加液→振蕩→靜置→分液
⑤操作要求：振蕩時防止將活塞摔出;分液時先下后上，下層液體從下口出，上層液體從上口出。
高一上期中復習資料二
第二部分 化學計量在實驗中的作用
一、物質的量
物質的量也是與質量、長度一樣的物理量是國際單位制中的7個基本物理量。單位為摩爾，符號為mol。
1、物質的量
①含義：物質的量是表示構成物質的微觀粒子多少的物理量。它表示含有一定數目粒子的集合體。②符號：n ③單位：摩爾(mol)
2、摩爾
摩爾是物質的量的單位，每摩爾物質含有阿伏加德羅常數個微粒。
摩爾簡稱“摩”，符號為 “mol”。
3、阿伏加德羅常數
0.012kg12C所含的碳原子數叫做阿伏加德羅常數。通常用近似值6.02×1023mol-1 符號：NA 單位：mol-1
1mol任何粒子含有阿伏加德羅常數個微粒;含有阿伏加德羅常數個微粒的集合體的物質的量都是1mol。
4、物質的量和微粒個數的關系：
【推論】：
①物質的物質的量相同，粒子數就相同。
②物質的物質的量之比，等于粒子數之比。
5、摩爾質量：
①定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫做摩爾質量。
②摩爾質量的符號為：M;
③單位：(克/摩)g/mol
④規律：1mol任何粒子或物質的質量都以克為單位，在數值上與該粒子的相對原子質量或相對分子質量相等。
6、物質的質量與物質的量之間的關系：
二、氣體摩爾體積
1、固體、液體和氣體的體積比較
在外界條件相同、粒子數也相同的情況下，固體和液體的體積不同，而氣體的體積基本相同。
2、決定物質體積的主要因素
決定物質體積的主要因素：①粒子的數目;②粒子的大小;③粒子的間距。
3、阿伏伽德羅定律
阿伏伽德羅定律：在相同的溫度和壓強下，相同體積的任何氣體都含有相同數目的的粒子。
①同溫同壓下，相同體積的任何氣體的物質的量都相同。
若V1=V2，則n1=n2 .
②同溫同壓下，任何氣體的體積之比等于物質的量之比。
③同溫同壓下，任何氣體的密度之比等于摩爾質量之比。
④同溫同容下，任何氣體的壓強之比等于物質的量之比。
⑤氣體的摩爾質量等于標況下的密度與標況下的氣體摩爾體積之積。
⑥相對密度和平均相對分子質量:DO2=MO2/ MH2
4、氣體摩爾體積
①定義：在一定條件下，單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。符號：Vm ，單位：L/mol 或 L·mol-1。
②在標準狀況時的氣體摩爾體積：在標準狀況(101KPa，0℃)時，1摩爾任何氣體的體積都約為22.4 L。所以，在標準狀況時，氣體摩爾體積約為22.4 L/mol。適用的條件：標準狀況;適用的對象：任何氣體
③關系式： V = n×Vm 或 Vm = V/n
三、物質的量在化學實驗中的作用
1、物質的量濃度
(1)定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的量濃度。
(2)符號： CB
(3)單位：用mol/L
2、關系：
3、溶液配制
(1)儀器：天平、藥匙、容量瓶、燒杯、玻璃棒、洗瓶、膠頭滴管。
【容量瓶的使用方法】
v 選擇：根據配置溶液的體積要求，選擇需要的容量瓶的規格。
v 檢查：往容量瓶中加水，塞好瓶塞，右手用食指頂住瓶塞，左手托住瓶底，把瓶倒立過來，觀察瓶塞周圍是否有水漏出，如果不漏水，把瓶塞旋轉180°塞緊，仍把瓶倒立過來，再檢查。
v 洗滌：將容量瓶用要配置溶液的試劑(一般是水)洗凈即可，不能用溶液潤洗。
(2)配制過程
①計算：根據配置溶液的需要，計算所需溶質的質量;
②稱量：根據計算結果，稱量溶質;
③溶解：將稱好的溶質在小燒杯中加適量水溶解;
④轉移：將溶解好的溶液通過玻璃棒引流注入容量瓶，并將燒杯用蒸餾水洗滌2～3次，并將洗液也注入容量瓶，搖勻容量瓶;
⑤定容：將蒸餾水注入容量瓶至液面距離刻度線1～2cm處，改用膠頭滴管滴加蒸餾水至液面與刻度線相切，蓋上瓶塞，上下顛倒搖勻，即可。
(3)誤差分析
配置物質的量濃度溶液的實驗操作分為四種情況：溶液體積增大;溶液體積減小;溶質的物質的量增大;溶質的物質的量減小。其中，溶液體積增大和溶質的物質的量減小使溶液濃度偏小;溶液體積減小和溶質的物質的量增大使溶液濃度偏大。
①稱量時所引起的誤差：
使所配溶液的物質的量濃度偏高的主要原因：天平砝碼沾有其他物質或銹蝕;調節天平零點時，游碼放在刻度線的右端;試劑、砝碼的左右位置顛倒;用量筒取液體時， 讀數。
使所配溶液的物質的量濃度偏低的主要原因：直接稱熱的物質;砝碼有殘缺;在敞口容器中稱量易吸收空氣中其他成分或易揮發的物質時動作過慢;用量筒量取液體時， 讀數，使所讀液體的體積偏小。
②移液時引起的誤差：
用于溶解稀釋溶液的燒杯未用蒸餾水洗滌，使溶質物質的量 ，致使溶液的濃度 。轉移或攪拌溶液時有部分液體濺出，致使溶液的濃度 。
③定容時引起的誤差：
定容時，容量瓶內溶液的溫度高于20℃，造成冷卻后所量取的液體的體積 (大于、小于)容量瓶上所標注的液體體積，致使溶液濃度 。在給容量瓶定容時，仰視讀數會使液體的體積 ，致使溶液濃度 ;俯視讀數會使液體的體積 ，致使溶液濃度 。
5、溶液的稀釋
(1)含義：溶液的稀釋就是向溶液中加入一定量的溶劑，使溶液濃度變小的操作。
(2)實質：溶劑增加，濃度變小，溶質不變。
(3)規律：稀釋前后，溶質的質量和物質的量保持不變。
溶液稀釋規律：c(濃)·V(濃)=c(稀)·V(稀)
6、關于物質的量濃度的計算
(1)利用物質的量濃度概念直接計算
(2)一定物質的量濃度溶液的稀釋：
溶液稀釋規律：c(濃)·V(濃)=c(稀)·V(稀)
(3) 溶液中溶質的質量分數與物質的量濃度的換算
(4)溶液混合后溶質的物質的量濃度計算
①同種溶液混合
②互不反應的兩種溶液混合
四、物質的量應用于化學方程式計算
1、計算依據:
參加化學反應的各物質的物質的量之比，等于其在化學方程式中的系數之比。
m A + nB = pC + qD
n(A)：n(B)：n(C)：n(D)= m： n： p：q
2、解題思路:
①求什么;②已知什么;③怎么求。
3、解題方法：
先根據已知條件求出相關物質的物質的量;再利用化學方程式列比例，求出所需物質的物質的量;最后利用有關公式，求出題目要求的量。
高一上期中復習資料三
第三部分 物質的分類
一、簡單分類法及其應用
1、交叉分類法
(1)定義：就是指對一組事物進行分類時，應用兩種或兩種以上的分類方法進行分類的做法。
(2)特點：可以彌補單一分類方法的不能準確定位的不足;分類方法比較麻煩是交叉分類法的缺點。
(3)適用范圍：適用于并列關系的物質的分類。
2、樹狀分類法
(1)定義：樹狀分類法是指按照事物之間的從屬關系把同類事物進行分類，從而認識事物之間的相互關系的一種分類方法。
(2)特點：樹狀分類法可以把同類事物進行再分類，從而看清楚事物之間的關系。
(3)適用范圍：適用于從屬關系的物質的分類。
二、分散系及其分類
1、定義
①分散系：一種(或幾種)物質以粒子形式分散到另一種物質里所得到的體系(混合物)，叫做分散系。
②分散質：被分散的物質叫分散質。
③分散劑：容納分散質的物質叫分散劑。
2、分散系的分類：
(1)分散系的分類：按照分散質和分散劑的狀態不同分散系可以分為九種。
(2)液體分散系的分類：
①按照分散質的狀態分：當分散劑為液態時，分散系可以分為氣液分散系、液液分散系、固液分散系。
②按照分散質粒子大小分：分散系可以分為溶液、濁液和膠體。
當分散劑為液態時，分散系可以分為溶液、濁液和膠體。一般來說，溶液分散質粒子小于1nm，濁液中粒子通常大于100nm，粒子大小介于1nm～100nm的為膠體。
(3)膠體：膠體是指分散質粒子直徑介于1nm～100nm液態分散系。
3、膠體的性質
(1)相對穩定性
三種分散系穩定性比較：溶液穩定，濁液很不穩定，膠體介于溶液和濁液之間，在一定條件下能穩定存在。所以,膠體屬于介穩體系。
(2)膠體粒子的通過性
膠體分散質可以通過濾紙，但不能通過半透膜。
【應用】可以利用濾紙分離濁液和溶液;也可以利用濾紙分離膠體和溶液。
(3)丁達爾效應
丁達爾效應：當光束通過膠體時，由于膠體粒子對光線散射而形成一條光亮的通路的現象，叫做丁達爾效應。
【應用】由于溶液沒有丁達爾現象，所以可以利用丁達爾現象來區分膠體和溶液。
(4)布朗運動
膠體分散質顆粒在分散劑分子不均勻的撞擊下，做無規則的運動即布朗運動。
影響：由于布朗運動存在，膠體顆粒不容易聚集成為較大顆粒而發生聚沉，它是膠體穩定存在的原因之一。
(5)電泳：在外加電場的作用下膠體微粒在分散劑里做定向移動的現象，叫做電泳。電泳現象說明膠體粒子帶電荷。
影響：膠體粒子帶相同的電荷，相互排斥，這是膠體能穩定存在的主要原因。
膠體穩定的原因：①膠體分散質顆粒在水分子不均勻的撞擊下，做無規則的布朗運動，膠體粒子不易聚集;②同種膠體吸附同種電荷，所以它們互相排斥，這是膠體能穩定存在的主要原因。
(6)膠體的聚沉
①定義：在外界條件的作用下，膠體粒子聚集成較大的顆粒，形成沉淀從分散劑中析出的過程，叫做膠體的聚沉。
②方法：加熱、加入電解質、加入帶異性電荷的膠體。
高一上期中復習資料四
第四部分 離子反應
一、酸、堿、鹽在水溶液中的電離
1、電解質和非電解質
(1)電解質:在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物叫做電解質。
(2)非電解質：在水溶液和熔融狀態下都不導電的化合物叫做非電解質。
注意：①電解質、非電解質都應是化合物，不是單質或混合物。
②電解質導電必須是用化合物本身能電離出自由移動的離子而導電，不能是發生化學反應生成的物質導電。如：CO2、SO2溶于水能導電，是由于它們與水反應生成的H2CO3、H2SO3能導電，所以CO2、SO2不是電解質，而是非電解質。
③電解質的導電條件是水溶液里或熔融狀態下。某些難溶于水的化合物(如BaSO4、AgCl等)，它們溶解的部分是完全電離的，但是由于它們溶解度太小，其水溶液幾乎不導電，但在熔融狀態下能導電，因此它們是電解質。
④酸、堿、鹽、水都是電解質，蔗糖、酒精等是非電解質。
2、強電解質和弱電解質
①強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質叫做強電解質。例如，強酸、強堿、大多數鹽、金屬氧化物。
說明：BaSO4、AgCl 等難溶于水，熔化或熔于水的部分是全部電離的，所以它們是強電解質。
②弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質叫做弱電解質。例如，NH3·H2O、CH3COOH等。
3、電離方程式：
(1)電離:電解質在水溶液中或熔融狀態下，產生能自由移動的離子的過程稱為電離。
(2)電離方程式:能表達電離過程的式子叫做電離方程式。
【特別注意】碳酸是一種弱酸，弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子。而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。
4、酸堿鹽的本質
(1)酸：電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物叫做酸。
(2)堿：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物叫做堿。
(3)鹽：電離時生成的陽離子是金屬離子，陰離子是酸根離子的化合物叫做鹽。
二、離子反應及其發生的條件
1、離子反應
(1)定義：有離子參加的反應叫做離子反應。
(2)實質：離子反應的實質是某些離子之間結合生成新物質，使離子濃度發生變化。
2、離子方程式：
(1)定義：用實際參加反應的離子的符號來表示離子反應的式子叫做離子方程式。
(2)離子方程式的書寫步驟
以硫酸銅與氯化鋇反應為例：
①寫：寫出正確的化學方程式：CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
②改：將易溶且易電離的物質改寫成離子形式，而難溶、難電離及氣體等仍用化學式表示：Cu2++SO42-+Ba2++2Cl-=BaSO4↓+Cu2++2Cl-
③刪：刪去方程式兩邊不參加反應的離子(相同的離子)：
Ba2++SO42-=BaSO4↓
④查：檢查方程式兩邊各元素原子的個數和電荷總數是否守恒。
[明辨是非]哪些物質的化學式要改寫，哪些物質的化學式不改寫?
①必須改寫成離子形式的物質：在反應中以離子形式存在的“易溶于水且易電離的物質”。
a、強酸：HCl、H2SO4、HNO3等;b、強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2;
c、可溶性鹽：NaCl、Na2SO4、KNO3等，請學生課后復習溶解性表。
②不能改寫成離子，仍用化學式表示的物質：在反應中不是以離子形式存在的物質。
a、難溶的物質：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl 等。
b、難電離的物質：CH3COOH、NH3·H2O、水。
c、氣體：H2、H2S、CO2、SO2等。
d、單質和氧化物：H2、Na、I2、Na2O、Fe2O3等。
③可改可不改的物質：微溶物在離子方程式中的形式根據具體情況決定。
微溶物若為澄清溶液，則寫成離子形式，若為渾濁，則寫成化學式。
例如，澄清的石灰水與其它物質反應時Ca(OH)2應拆開，而渾濁的石灰水(或石灰乳)與其它物質反應時Ca(OH)2不能拆開。
(3)離子反應方程式的意義：
①離子反應方程式揭示了離子反應的實質。
②離子反應方程式不僅表示一個具體的離子反應，而且也表示所有同一類型的離子反應。
3、離子反應發生條件
復分解型離子反應發生的條件：反應生成沉淀、氣體或難電離的物質(弱酸、弱堿、水等)。
(1)生成難溶物質，如Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等。
CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
(2)生成氣態物質，如：H2S、CO2、SO2等。
CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O +CO2↑
(3)生成難電離物質，如CH3COOH、NH3·H2O、水等。
NaOH+HCl=NaCl+H2O
三、判斷離子方程式正誤的方法
【方法指導】判斷離子方程式是否正確時，主要針對書寫時離子方程式可能出現的失誤進行，通常會出現的失誤是：寫錯化學式、改寫錯誤、遺漏離子、電荷或原子不守恒等，為了找出錯誤我們可以做相應的檢查，即可發現錯誤。
【歸納與總結】判斷離子方程式正確與否的方法：五查
(1)檢查反應物和生成物是否正確。
(2)檢查原子是否守恒。
(3)檢查電荷是否守恒。
(4)檢查各物質改寫是否正確。
(5)檢查陰陽離子的配比是否符合化學方程式。
【注意】
①若對于某個比較復雜的離子方程式，如果不好判斷正確與否時，就可以按步驟寫出正確的離子方程式，然后比較。
②判斷正誤時要特別關注反應物用量對化學反應產物的影響。
③有些化學反應不宜用離子方程式表示，如果寫出離子方程式肯定是錯誤的。例如，利用氯酸鉀和二氧化錳的固體混合物加熱制取氧氣。
四、離子共存問題
判斷離子共存的依據：離子間是否反應。
【口訣】：離子之間不反應者能共存，能反應者能不共存。
【歸納與總結】離子間不能共存的幾種情況：
①生成難溶物質，如生成Cu(OH)2、BaSO4、AgCl 等;
②生成難電離物質，如生成CH3COOH、NH3·H2O、水等;
③生成易揮發物質，如生成H2S、CO2、SO2等;
④發生氧化還原反應，如具有氧化性的離子NO3-、MnO4-(有H+離子存在)、Fe3+和具有還原性的離子I-、Br-、SO32-，不能共存;
【注意】隱含條件：
(1)題目中是否說明溶液的酸堿性，據此來判斷溶液中是否有大量的H+或OH-。
(2)題目中是否說明溶液的顏色，如無色時可排除Fe3+、Cu2+、MnO4-、Fe2+等有色離子的存在。
(3)題目中是否說明反應類型及特殊反應。
高一上期中復習資料五
第五部分 氧化還原反應
一、氧化還應反應
1.從得氧失氧的角度分析
一種物質被氧化的同時一種物質被還原的反應，叫做氧化還原反應。※氧化反應和還原反應同時進行叫做氧化還原反應。
2.從化合價變化的角度分析
①化合價升高被氧化;化合價降低被還原。
②有元素化合價升降的反應是氧化還原反應，沒有元素化合價升降的反應不是氧化還原反應(即非氧化還原反應)。
③同一氧化還原反應中,化合價升高的總價數等于化合價降低的總價數。
④化學反應按照化合價是否變化分類可以分為兩類:一類是有化合價變化的反應(氧化還原反應);另一類是沒有化合價變化的反應(非氧化還原反應)。
說明：利用化合價升降的觀點，不僅能分析有得氧、失氧的反應，也能分析無得氧失氧但反應前后元素化合價有變化的反應。
3.從電子轉移的角度分析
①凡是有電子轉移(得失和偏移)的反應都是氧化還應反應，凡是沒有電子轉移(得失和偏移)的反應都是非氧化還應反應。
②物質失去電子的反應叫做氧化反應;物質得到電子的反應叫做還原反應。
③化合價升高(或降低)的價數等于失去(或得到)的電子數，同一反應中得到電子總數等于失去電子總數。
歸納：①氧化還原反應的概念
有化合價升降的反應或有電子轉移(得失或偏移)的反應叫做氧化還原反應。
氧化反應：元素化合價升高的反應叫做氧化反應;實質是：物質中某元素原子失去(或偏離)電子。
還原反應：元素化合價降低的反應叫做還原反應;實質是：物質中某元素原子得到(或偏向)電子。
②氧化還原反應的特征：元素的化合價發生變化。
③氧化還原反應的實質：發生電子轉移(得失或偏移)。
④氧化還原反應的規律：同一反應中得失電子總數相等，化合價升降總數相等。
⑤氧化還原反應中，電子轉移和化合價升降的關系：
失去電子→化合價升高→氧化反應;得到電子→化合價降低→還原反應。
口訣：失升氧，得降還。
4.氧化還原反應的表示方法
(1)雙線橋法：
①雙線橋法：表示同種元素的原子在反應前后電子得失情況和數目的圖式。
②方法：雙線橋的箭頭始于反應物中化合價發生變化的元素的原子，箭頭指向生成物中發生化合價變化后對應元素的原子。在線上標明“失去”或“得到”電子總數。
(2)單線橋法：
①含義：單線橋法是表示反應物中原子之間電子轉移的方向和數目的圖式。
②方法：在氧化劑和還原劑之間表示電子轉移關系。在線上標出電子轉移總數，箭頭指出轉移的方向。
二、氧化劑和還原劑
1、氧化劑和還原劑：
(1)概念：
【定義1】在氧化還應反應中，起氧化作用的物質叫做氧化劑，氧化劑具有氧化性,氧化劑在反應中被還原;起還原作用的物質叫做還原劑，還原劑具有還原性,還原劑在反應中被氧化。
【定義2】所含元素化合價降低的物質(或得到電子的物質)叫做氧化劑;所含元素化合價升高的物質(或失去電子的物質)叫做還原劑。
(2)氧化劑和還原劑的表現：
氧化劑：得電子→化合價降低→被還原→變成還原產物
還原劑：失電子→化合價升高→被氧化→變成氧化產物
※氧化產物和還原產物
氧化反應的產物叫做氧化產物(還原劑被氧化后的產物);還原反應的產物叫做還原產物(氧化劑被還原后的產物)。
(3)氧化性和還原性
氧化性：氧化劑具有的性質叫做氧化性;得電子的性質叫做氧化性。
還原性：還原劑具有的性質叫做還原性;失電子的性質叫做還原性。
2、常見的氧化劑和還原劑
(1)氧化劑：化合價可以降低的物質。例如，活潑的非金屬單質：O2、Cl2、Br2等;含高價金屬陽離子的化合物：FeCl3、CuCl2等;含某些較高化合價元素的化合物：濃H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。
(2)還原劑：化合價可以升高的物質。例如，活潑或較活潑的金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn等;含低價金屬陽離子的化合物：FeCl2等;某些非金屬單質：C、H2等;含有較低化合價元素的化合物：H2S、KI等。
(3)既可作氧化劑又可作還原劑的物質：化合價既可以升高，又可以降低的物質。
在有可變化合價的化合物中，具有中間價態的物質既可作氧化劑，又可作還原劑，如：Cl2、S、SO2、H2SO3等;含有較低化合價元素，同時又含有較高化合價元素的化合物，例如，HCl既可作氧化劑，又可作還原劑。
【注意】：氧化劑和還原劑的確定要以實際反應為依據，是相對而言的，同一物質在不同條件下，可以作還原劑，也可以作氧化劑。因此對規律性的知識既不能生搬硬套，也不能死記硬背，靈活掌握知識，以辯證的觀點去看待問題、解決問題。
3、氧化性、還原性及其強弱的判斷
氧化性強弱：奪取電子能力的強弱;還原性強弱：失去電子能力的強弱。
(1)根據金屬活潑性判斷：
單質的還原性(失電子能力)減弱;對應的金屬陽離子的氧化性(得電子能力)增強。(注意：氧化性Cu2+〈Fe3+〈Ag+)
(2)根據反應方程式判斷：
氧化性：氧化劑 > 氧化產物;還原性：還原劑 > 還原產物
(3)依據元素化合價判斷
最高價—只有氧化性;最低價—只有還原性;中間價—既有氧化性又有還原性。一般而言，對于同一種元素，價態越高，其氧化性越強;價態越低，其氧化性越弱。(注：同一元素相鄰價態之間不發生氧化還原反應)。
【注意】：氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強;失電子能力越強，其還原性就越強。
三、氧化還應反應的類型
分析：氧化還應反應是一大類反應，它還可以再分為以下幾個類型。
(1)基本型：不同物質的不同元素之間的氧化還原反應。例如，Fe+CuCl2=FeCl2+Cu.
(2)復雜型：多種物質多種元素之間發生的氧化或還原的氧化還應反應。例如，3C+2KNO3+S=K2S+N2+3CO2
(3)自身氧化還應反應：同一種物質既作氧化劑又作還原劑的氧化還應反應。例如，2KClO3=2KCl+3O2
歧化反應：同一種物質中的同一種元素化合價既升高又降低的氧化還應反應。例如，Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
(4)歸中反應：同種元素不同價態間生成同價態產物的氧化還應反應。例如，2H2S+SO2=3S+2H2O ;KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O
【同種元素氧化還原反應規律】：只靠攏，不相交，相鄰價態不反應。